Massespørsmål: søknader, eksempler

Loven om massehandling etablerer forholdet mellom de aktive massene av reaktantene og produktene, under likevilkår og i homogene systemer (løsninger eller gassfaser). Det ble formulert av norske forskere CM Guldberg og P. Waage, som innså at likevekt er dynamisk og ikke statisk.

Hvorfor dynamisk? Fordi hastighetene til de direkte og bakre reaksjonene er de samme. Aktive masser uttrykkes vanligvis mol / l (molaritet). En reaksjon av denne typen kan skrives som følger: aA + bB cC + dD. For likevektet som er sitert i dette eksemplet, er forholdet mellom reaktanter og produkter illustrert i ligningen til det nedre bildet.

K er alltid konstant, uansett hva de opprinnelige konsentrasjonene av stoffene er, så lenge temperaturen ikke endres. Her A, B, C og D er reaktantene og produktene; mens a, b, c og d er deres støkiometriske koeffisienter.

Den numeriske verdien av K er en karakteristisk konstant for hver reaksjon ved en gitt temperatur. Så, K er det som kalles likevektskonstanten.

Notasjonen [] betyr at i det matematiske uttrykket forekommer konsentrasjonene i enheter av mol / L, hevet til en effekt som er lik reaksjonskoeffisienten.

Hva er loven om massehandling?

Som tidligere nevnt uttrykker loven med massaksjon at hastigheten til en gitt reaksjon er direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av reaktantartene, hvor konsentrasjonen av hver art forhøyes til en effekt som er lik koeffisienten støkiometrisk i kjemisk ligning.

I denne forstand kan det bedre forklares ved å ha en reversibel reaksjon, hvis generelle ligning er illustrert nedenfor:

aA + bB ↔ cC + dD

Hvor A og B representerer reaktantene og stoffene betegnet C og D representerer reaksjonsproduktene. Også verdiene til a, b, c og d representerer de støkiometriske koeffisientene for henholdsvis A, B, C og D.

Fra den forrige ligningen oppnår vi likevektskonstanten som tidligere ble nevnt, noe som er illustrert som:

K = [C] c [D] d / [A] a [B] b

Hvor likevektskonstanten K er lik en kvotient, hvor telleren består av multiplikasjon av konsentrasjonene av produktene (ved likevekt) høyt til koeffisienten i balansert ligning og nevneren består av en tilsvarende multiplikasjon men mellom reaktantene hevet til koeffisienten som følger med dem.

Betydning av likevektskonstanten

Det skal bemerkes at i ligningen for å beregne likevektskonstanten, bør konsentrasjonene av artene i likevekt benyttes, så lenge det ikke er noen modifikasjoner på disse eller til temperaturen i systemet.

På samme måte gir verdien av likevektskonstanten informasjon om den følelsen som er begunstiget i en reaksjon i likevekt, det vil si, det avslører om reaksjonen er gunstig mot reaktantene eller produktene.

Hvis størrelsen på denne konstanten er mye større enn enheten (K »1), vil likevekten bli vippet til høyre og vil favorisere produktene; mens hvis størrelsen på denne konstanten er mye mindre enn enheten (K «1), vil likevekten bli vippet til venstre og vil favorisere reaktantene.

Også, selv om det ved konvensjon er angitt at stoffene på venstre side av pilen er reaktantene og de på høyre side er produktene, kan det være litt forvirrende at reaktantene som kommer fra reaksjonen i Direkte fornuft blir produktene i reaksjonen i motsatt retning og omvendt.

Kjemisk balanse

Ofte reaksjonene når en balanse mellom mengdene av innledende stoffer og de av produktene som dannes. Denne balansen kan dessuten bli fortrengt ved å favorisere økningen eller reduksjonen av et av stoffene som deltar i reaksjonen.

En analog hendelse oppstår i dissociasjonen av en oppløst substans: under en reaksjon kan forsinkelsen av de opprinnelige substanser og dannelsen av produktene med variabel hastighet observeres eksperimentelt.

Reaksjonshastigheten avhenger i stor grad av temperaturen og i varierende grad av konsentrasjonen av reaktantene. Faktisk studeres disse faktorene spesielt ved kjemisk kinetikk.

Imidlertid er denne likevekten ikke statisk, men kommer fra sameksistensen av en direkte og en invers reaksjon.

I den direkte reaksjonen (->) dannes produktene, mens de i omvendt reaksjon (<-) vender tilbake til opprinnelsen til de opprinnelige stoffene.

Ovenstående utgjør det som kalles dynamisk likevekt, nevnt ovenfor.

Balanse i heterogene systemer

I heterogene systemer - det vil si i de som dannes av flere faser - kan konsentrasjonene av faste stoffer betraktes som konstante, utelatende det matematiske uttrykket for K.

CaCO ₃ (s) CaO (s) + CO ₂ (g)

I dekomponeringsbalansen av kalsiumkarbonat kan dets konsentrasjon og den av det resulterende oksydet derfor betraktes som konstant uavhengig av dens masse.

Balanseendringer

Den numeriske verdien av likevektskonstanten bestemmer om en reaksjon favoriserer dannelsen av produkter eller ikke. Når K er større enn 1, vil systemet i likevekt ha en større konsentrasjon av produkter enn reaktanter, og hvis K er mindre enn 1, skjer det motsatte: i likevekt vil det være en større konsentrasjon av reaktanter enn produkter.

Begynnelsen av Le Chatelier

Innflytelsen av variasjoner i konsentrasjon, temperatur og trykk kan endre hastigheten på en reaksjon.

For eksempel dannes en økning i trykk på systemet i en reaksjon av gassformige produkter, slik at reaksjonen fortsetter i motsatt retning (mot reaktantene).

Generelt er de uorganiske reaksjonene som utføres mellom ioner svært raske, mens de organiske har mye lavere hastigheter.

Hvis en reaksjon gir varme, har en økning i utetemperaturen en tendens til å orientere den i motsatt retning, siden reversreaksjonen er endotermisk (absorberer varme).

På samme måte, hvis et overskudd er forårsaket i en av reaktantene i et system i likevekt, vil de andre stoffene danne produkter for å nøytralisere denne modifikasjonen så mye som mulig.

Som et resultat beveger likevekten seg ved å favorisere den ene eller den andre ved å øke reaksjonshastigheten, slik at verdien av K forblir konstant.

Alle disse eksterne påvirkningene og balanseresponsen for å motvirke dem er det som kalles Le Chateliers prinsipp.

søknader

Til tross for sin enorme nytte, da denne loven ble foreslått, hadde den ikke den ønskede virkningen eller relevansen i det vitenskapelige samfunn.

Men fra det tjuende århundre på, fikk det berykt takket være det faktum at britiske forskerne William Esson og Vernon Harcourt tok det tilbake flere tiår etter utgivelsen.

Loven om massehandling har hatt mange applikasjoner over tid, noe som er grunnen til at noen er angitt nedenfor:

• Når formulert i form av aktiviteter i stedet for konsentrasjoner, er det nyttig å bestemme avvikene fra den ideelle oppførelsen av reaktantene i en løsning, så lenge det er konsistent med termodynamikken.
• Når en reaksjon nærmer seg likevektstilstanden, kan forholdet mellom nettoreaksjonshastigheten og den øyeblikkelige Gibbs frie energi av en reaksjon bli spådd.
• Når det kombineres med prinsippet om detaljert likevekt, forutsetter denne loven i hovedsak de resulterende verdier, i henhold til termodynamikken, av aktivitetene og konstanten i likevektstilstanden, samt forholdet mellom disse og de resulterende hastighetskonstanter. reaksjonene i direkte forstand som i motsatt retning.
• Når reaksjonene er av elementær type, ved å anvende denne loven, får vi ligningsvektigheten egnet for en viss kjemisk reaksjon og uttrykkene for dens hastighet.

Eksempler på loven om massehandling

- Når man studerer en irreversibel reaksjon mellom ioner som er i løsningen, fører det generelle uttrykket av denne lov til formuleringen av Brönsted-Bjerrum, som etablerer det eksisterende forholdet mellom artens ionstyrke og konstant hastighet .

- Når man analyserer reaksjonene som utføres i fortynnede ideelle løsninger eller i en tilstand av gassformig aggregering, oppnås det generelle uttrykket i den opprinnelige loven (tiår på 80-tallet).

- Hvis det har universelle egenskaper, kan det generelle uttrykket i denne loven brukes som en del av kinetikken i stedet for å se det som en del av termodynamikken.

- Når det brukes i elektronikk, brukes denne loven til å bestemme at multiplikasjonen mellom tetthetene til hullene og elektronene på en gitt overflate har en konstant størrelse i fast tilstand, selv uavhengig av doping som tilføres materialet .

Bruk av denne loven er allment kjent for å beskrive dynamikken som eksisterer mellom rovdyr og byttedyr, forutsatt at predasjonsrelasjonen på byttet gir en viss andel med forholdet mellom rovdyr og byttedyr.

- På helsehelseområdet kan denne loven til og med brukes til å beskrive enkelte faktorer av menneskelig atferd, fra politiske og sosiale synspunkter.

Loven om massehandling i farmakologi

Forutsatt at D er stoffet og R er reseptoren som den virker på, reagerer begge på å oppnå DR-komplekset, som er ansvarlig for den farmakologiske effekten:

K = [DR] / [D] [R]

K er dissosiasjonskonstanten. Det er en direkte reaksjon hvor stoffet virker på reseptoren, og en annen hvor DR-komplekset dissocierer til de opprinnelige forbindelsene. Hver reaksjon har sin egen hastighet, som bare tilsvarer likevekt, tilfredsstiller seg selv K.

Tolkning av masselovgivning bokstavelig talt, desto høyere konsentrasjonen av D, desto større ble konsentrasjonen av DR-komplekset dannet.

Imidlertid har de totale mottakerne Rt en fysisk grense, så det er ikke en ubegrenset mengde R for alle tilgjengelige D. På samme måte har eksperimentelle studier innen farmakologi funnet følgende begrensninger i masseloven i dette feltet:

- Anta at RD-lenken er reversibel, da det i de fleste tilfeller egentlig ikke er det.

- RD-lenken kan strukturelt endre en av de to komponentene (stoffet eller reseptoren), en omstendighet som ikke anser masselovgivningen.

- I tillegg pales masseloven før reaksjoner der flere mellommenn er involvert i dannelsen av RD.

begrensninger

Loven om massehandling utgår fra at hver kjemisk reaksjon er elementær; med andre ord, at molekyliteten er den samme som den respektive reaksjonsordre for hver art som er involvert.

Her betraktes de støkiometriske koeffisientene a, b, c og d som antall molekyler som griper inn i reaksjonsmekanismen. Men i en global reaksjon faller disse ikke nødvendigvis sammen med deres rekkefølge.

For eksempel, for reaksjonen på A + bB cC + dD:

Ekspresjonen av hastighet for direkte og inverse reaksjoner er:

k ₁ = [A] a [B] b

k2 = [C] c [D] d

Dette gjelder bare for elementære reaksjoner, siden for globale reaksjoner, selv om de støkiometriske koeffisientene er riktige, er de ikke alltid reaksjonsordrer. For tilfelle av direkte reaksjon kan sistnevnte være:

k ₁ = [A] w [B] z

I nevnte uttrykk vil w og z være de sanne reaksjonsordrene for arter A og B.